como átomos hay en 12 gramos de carbono-12 partículasquimicabiologia.weebly.com/uploads/5/8/7/2/58725871/guia_procesos... · como volumen molar normal de un gas. Este valor del

1 F. Joel Jiménez Mirón Serafín Santiago Salazar

BLOQUE 1: INDUSTRIA DEL ÒXIDO DE CALCIO

¿QUÉ ES EL MOL?

El mol (símbolo mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia,

una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema

Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y

considerando a la vez un cierto tipo de partículas que la componen, se define

como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas partículas,

como átomos hay en 12 gramos de carbono-12.

El número de partículas –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u

otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de

sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni

del tipo de partícula considerado.

Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA) y equivale a

6.022 × 1023 unidades elementales o partículas por cada mol.

Así como en una docena de cualquier fruta (naranjas, fresas o uvas) siempre

habrá 12 piezas, en un mol de cualquier sustancia (elementos o compuestos),

siempre habrá 6.022 x 1023 partículas de esa sustancia.

¿Y LA MASA MOLAR?

La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol

de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física

característica de cada sustancia pura (elemento o compuesto). Sus unidades

en química son g/mol.

Esta magnitud tiene el mismo valor numérico que la masa molecular de dicha

partícula, pero en vez de estar en unidad de masa atómica (u.m.a.) está en

gramos/mol.

La masa molar debe ser distinguida de la masa molecular, que es la masa de

una molécula y no está directamente relacionada con la masa atómica, que

es la masa de un átomo.

Las masas molares casi nunca son medidas directamente. Pueden ser

calculadas a partir de las masas o pesos atómicos.

http://es.wikipedia.org/wiki/Unidades_de_medida

http://es.wikipedia.org/wiki/Cantidad_de_sustancia

http://es.wikipedia.org/wiki/Unidades_b%C3%A1sicas_del_SI

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Gramo

http://es.wikipedia.org/wiki/Carbono-12


http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://es.wikipedia.org/wiki/Ion

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Radical_(qu%C3%ADmica)

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_de_Avogadro


http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://es.wikipedia.org/wiki/Masa

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Unidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Masa_molecular

http://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_de_masa_at%C3%B3mica


Masa molar de un elemento

La masa atómica en gramos de un elemento contiene el NA de àtomos y se

define como la masa molar del elemento. Para determinar la masa molar de

un elemento se pasan de las unidades de masa que aparecen en la tabla

periòdica de masa atómica a gramos. Por ejemplo, la masa atómica del

azufre es de 32.06 uma. Una masa molar del azufre tiene 32.06 gramos de

masa y contiene 6.022x10 23 àtomos de azufre.

Masa molar de un compuesto

Una mol de un compuesto contiene el NA de unidades fòrmulas del mismo. Si

se conoce la fòrmula de un compuesto se puede calcular su masa molar

sumando las masas molares de todos los àtomos de la fòrmula. Si hay màs de

un àtomo de cualquier elemento, se debe sumar su masa tantas veces como

aparezca.

Para conocer la masa molar del agua, necesitamos saber a cuántos gramos

equivale un mol de agua:

Se calcula la masa de la molécula (masa molecular) Se expresa en gramos:

masa molecular del H2O = 2(1 uma) + 16 uma = 18

uma

un mol de H2O = 18

gramos

Masa molar del agua = masa de un mol = 18 g/mol

Calcula la masa molar de los siguientes compuestos:

a) H2SO4

b) Al2(SO4)3

c) CaCO3


Relación de la masa con el número de moles

Como la masa de una sola molécula es demasiado pequeña para pesarla y

contar las moléculas que el químico pueda tomar con una espátula es

imposible. Lo que comúnmente se hace es medir una cierta cantidad de masa

y usando la definición de mole, el número de moles se determina

simplemente dividiendo.

n = m/MM

Donde:

n = número de moles, en mol

m = masa de la sustancia en, g

MM = masa molar, en g/mol

1. Calcula el número de moles en los siguientes casos

a) 180 g de Ca

b) 10 g Na2S

c) 228 g CO2

d) 68.6 g H2SO4

e) 16 g NH4NO3

Calcula la masa de las siguientes sustancias:

a) 3 mol de Na

b) 3.5 moles de CaCO3

c) 1.5 moles de Ba(OH)3

d) 0.2 moles de H2SO4

e) 1.15 moles de AgNO3


VOLUMEN MOLAR

Un mol de cualquier sustancia contiene 6.022 X 1023 partículas. En el caso

de sustancias gaseosas moleculares, un mol contiene NA moléculas. De aquí

resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier

sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las

mismas condiciones de presión y temperatura).

Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un

mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera,

Temperatura = 0 ºC = 273.15 K) es de 22.4 litros. Este valor se conoce

como volumen molar normal de un gas.

Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o

perfectos; los gases ordinarios no son perfectos y su volumen molar es

ligeramente diferente.

COMPOSICIÒN PORCENTUAL DE LAS SUSTANCIAS

Con frecuencia conviene saber la composición del compuesto en términos de

las masas de sus elementos. La composición porcentual de una sustancia es

el porciento en masa de cada elemento del compuesto. La masa molar

representa la masa total, o el 100% del compuesto o sustancia.

¿Podríamos contener un mol de gas a CNPT en estos recipientes?

CNPT = condiciones normales de presión y temperatura.

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_de_Avogadro

http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Avogadro

http://es.wikipedia.org/wiki/Condiciones_normales

http://es.wikipedia.org/wiki/Presi%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Atm%C3%B3sfera_(unidad)

http://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura

http://es.wikipedia.org/wiki/Grado_cent%C3%ADgrado

http://es.wikipedia.org/wiki/Kelvin

http://es.wikipedia.org/wiki/Gases_ideales

http://www.agualyder.com/esp/Imgs/fo-garrafonpunzoflex.jpg


La composición porcentual de una sustancia se puede calcular 1) a partir del

conocimiento de la fòrmula, y 2) a partir de datos experimentales.

Si se conoce la fòrmula, el porciento de cada elemento se calcula como

sigue:

Porcentaje del elemento = (masa total del elemento x 100)/ masa molar

del compuesto.

Calcula la composición porcentual del agua: H2O

M H2O : H = 1x2= 2

O = 16x1 = 16

__

18 g/mol

% H = (2x100)/ 18 = 11.11%

%O = (16x100)/18 = 88.89%

Calcula la composición porcentual de los siguientes compuestos:

a) H2SO4

b) CaCO3

c) C6H12O6

d) C10H14O

e) ¿Cuàl es la composición porcentual del azufre en la molécula de

sulfato de sodio: Na2SO4?


FÓRMULA EMPÍRICA (MÍNIMA) Y FÒRMULA MOLECULAR

La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de

átomos presentes en un compuesto.

La fórmula molecular muestra el número total de átomos de cada

elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.

Fórmula empírica (mínima)

Para la determinación experimental de las formulas químicas es necesario contar con dos tipos de información: el análisis porcentual y la determinación del peso molecular. La formula mínima o empírica es la relación más simple que existe entre los átomos de un compuesto y para determinarla, lo hacemos de la siguiente manera. Criterio para determinar la Fórmula mínima 1 Toma como base de càlculo 100g de compuesto, esto iguala el % con el

valor numérico en gramos ( % del elemento = g del elemento)

2 Convertir los gramos de cada elemento en moles, divide la masa en

gramos de cada elemento entre su masa atómica

3 Dividir cada uno de los valores obtenidos en el paso 2, entre el menor de

ellos. Si los números obtenidos mediante este procedimiento son

enteros, usarlos como subíndices al escribir la fòrmula empìrica. Si los

números obtenidos no son enteros, proseguir con el paso 4..

4 Multiplicar los valores obtenidos en el paso 3 por el número màs pequeño

que los convierta en números enteros. Los números así obtenidos, serán los subíndices de cada elemento en la formula buscada o formula mínima.


Ejemplo: A partir de los porcentajes y las masas atómicas, se puede

calcular el número de moles de cada elemento para obtener la fórmula

mínima. Observa el siguiente ejemplo:

Element

o

masa

atómica %

masa

(gramos

)

moles

(gramos/m.a.) Relación Subíndices

H 1 11.11 11.11 11.11 / 1=

11.11

11.11/5.56 2

O 16 88.89 88.89 88.89/16 =

5.56

5.56/5.56 1

Fórmula mínima _____H2O_______

Ejercicios

1. Encuentra la fórmula mínima (empírica) de un compuesto formado por

calcio, cloro, hidrógeno y oxígeno, en las proporciones indicadas en la

tabla.

Elemento %

masa

(gramos

)

masa

atómica

moles

(gramos/m.

a.)

Relación Subíndic

es

Ca 18.3 40

Cl 32.4 35.5

H 5.5 1


Fórmula mínima _____________

2. Encuentra la fórmula mínima (empírica) de un compuesto formado por

calcio, cloro, hidrógeno y oxígeno, en las proporciones indicadas en la

tabla.

Fórmula mínima ________

3. ¿Cuàl es la fòrmula empírica de un compuesto que contiene 43.66% de

fósforo y 56.34% de oxigeno?

4. ¿Cuàl es la fòrmula empírica de un compuesto que contiene 11.44% de

fósforo y 88.56% de bromo?

O 43.8 16

Elemento %

masa

(gramos

)

masa

atómica

moles

(gramos/m.

a.)

Relación Subíndic

es

Mg 72 24

N 28 14


5. Un compuesto tiene 71.5% en peso de mercurio y 28.5% de bromo.

Calcula la fòrmula mínima de este compuesto.

Fórmula molecular

Es la relación que existe entre los átomos de los elementos de una molécula real o verdadera La fòrmula molecular, será igual a un múltiplo de la fòrmula empirica y para su determinación es necesario tener los siguientes datos:

a) El análisis porcentual de la sustancia.

b) La masa molar de la misma. Criterio para determinar la Fórmula molecular 1 Se determina la formula mínima o empírica.

2 Se determina la masa molar de la formula mínima.

3 Se determina el múltiplo(n):

n = masa molar/ masa molar de la formula empirica.

4 El resultado del múltiplo serà el numero de fòrmulas mínimas que forman la molécula, es decir, la formula mínima se multiplica por dicho numero para encontrar así la formula molecular.

Ejemplo: El análisis elemental de una sustancia pura, blanca y cristalina es: C = 26.7%, H = 2.23%, O = 71.1%. Determine su fórmula molecular, si su Masa Molar = 90 g/mol.

Elemento % masa

atómica

moles

(gramos/m.

a.)

Relación Subíndices

C 26.7 12 26.7/12 =

2.22

2.22/2.22 = 1 1

H 2.23 1 2.23/1 =

2.23

2.23/2.22 =

1.004

1

O 71.1 16 71.1/16 = 4.44/2.22 = 2 2


4.44 Formula mínima: C1H1O2

Masa molar de la fórmula mínima: (12x1) +(1x1) +(2x16) = 45 g/mol. 90 n: = ------ = 2 45 Fórmula molecular = 2 (C1H1O2) = C2H2O4

EJERCICIOS:

Calcula la fórmula molecular de:

1. Ácido ascórbico (vitamina C), fórmula empírica es C3H4O3 y masa molar

176 g.

2. CH2 Masa molar 84 g

3. BH 3 Masa molar 27.7 g

4. La fructosa es un azúcar natural que se encuentra en las frutas. Su masa

molar es de 180.1 g/mol y su composición porcentual es de 40.0% de C, 6.7%

de H y 53.3% de O. Determina la fòrmula molecular de esta azúcar.

Estequiometria

¿ESTEQIO QUE?

Ahora que conoces las ecuaciones

químicas ya sabes còmo determinar

cuàles son las sustancias presentes

antes y después de una reacción, sabes

cuantos y cuales átomos hay en los

reactivos y en los productos. Eso està

muy bien, pero cuando tu llevas acabo

una reacción química en el laboratorio no

puedes contar los átomos ¿o si? La

verdad es que ningún químico puede

contar directamente los átomos de las

sustancias que reaccionan en sus


matraces. Lo que si puede hacer es

medir la masa de los reactivos que utiliza

en sus reacciones, o el volumen de estos,

cuando se trata de líquidos o gases, y

mediante las masas atómicas los

químicos pueden calcular el nùmero de

átomos, iones o moléculas involucradas.

Los átomos no se pueden contar directamente. Por eso, los químicos deben

medir la masa de los átomos.

Para poder predecir la masa o el volumen que se formara de productos, los químicos utilizan la estequiometria. Esta palabra que forma parte del lenguaje de la química, viene del griego, stoicheion, elemento básico constitutivo y, metrón, medida. La estequiometria permite a los químicos calcular la cantidad de un reactivo que se necesita para producir una cantidad determinada de productos, o bien, calcular la cantidad de sustancia que se forma a partir de una cantidad dada de reactivo. Las ecuaciones químicas no sòlo dicen cuàles sustancias están presentes y cuàntos átomos hay de cada una, pueden decir cuàntos gramos de reactivos se deben poner si se quiere poner cierta cantidad de producto. Mejor aùn, con ellas, los químicos pueden predecir que tanto (s) producto(s) se formara (n) si reacciona una determinada cantidad de reactivo(s). ¡Manos a la obra! Ahora vamos hacer estequiometria con uno de loa gases involucrados en el efecto invernadero: el dióxido de carbono (CO2), cuya concentración en la atmosfera cada vez es mayor. Esto ocurre por que en las sustancias se produce por combustión de compuestos que contienen carbón, por ejemplo, por la combustión de la gasolina en automóviles. En tu casa produce CO2 cada ves que prendes la estufa o el calentador de agua. ¿Quieres saber cuanto CO2 se produce cuando quemas gas propano, que es el componente principal del gas domestico.

Analiza la siguiente ecuación química

Dióxido de

Propano oxigeno carbono agua

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H20


Efectúa los cálculos correspondientes y completa la

siguiente tabla:

C3H8 O2 CO2 H20

¿Reactivo o

producto?

Numero de

moléculas de

cada

sustancia

Numero de

átomos de

cada

sustancia

elemental en

cada reactivo

y producto

Masa

molecular o

masa atómica

mol

Ahora sabes que si reaccionan tres millones de moléculas de C3H8 se

requerirían ____________de moléculas de O2 y se formarían

__________________________de moléculas de CO2 y

______________________de moléculas

de H20.

ESTEQUIOMETRÍA

Como ya sabemos, todo lo que nos rodea, incluso nosotros mismos somos materia y la materia está formada por mezclas y sustancias puras. Entre las

http://www.google.com.mx/imgres?q=cuantificaci%C3%B3n+de+la+materia&um=1&hl=es&sa=N&biw=1280&bih=827&tbm=isch&tbnid=5WFzJqQ8UXBiCM:&imgrefurl=http://www.fullquimica.com/&docid=Dl9acHQWZ2ZGXM&imgurl=http://lh5.ggpht.com/-3dnisn6fUXg/TxwtbKOoa0I/AAAAAAAAC4Y/_94rugr7l-8/concepto%25252520de%25252520mol%2525255B5%2525255D.jpg%3Fimgmax%3D800&w=349&h=264&ei=DWUlT8LdFoqCsALf0-yMAg&zoom=1&iact=rc&dur=521&sig=111067121358381087546&page=3&tbnh=140&tbnw=185&start=50&ndsp=29&ved=1t:429,r:8,s:50&tx=72&ty=75


sustancias puras se tienen a los elementos y a los compuestos. Los elementos se representan mediante símbolos mientras que los compuestos por fórmulas en las cuales se indica el tipo de elementos y su proporción en átomos; como ejemplo tenemos que el compuesto “nitrato de potasio” tiene por fórmula KNO3 lo cual nos indica que está formado por: un átomo de potasio, uno de nitrógeno y tres de oxígeno.

Tanto los elementos como los compuestos participan en las reacciones químicas transformándose en otro tipo de materia (los reactivos se transforman en productos). Los cambios de la materia (reacciones químicas) se representan mediante ecuaciones químicas.

Todas las reacciones químicas cumplen la ley de la conservación de la materia (masa) lo que se demuestra cuando la ecuación está balanceada a la cual se le conoce también con el nombre de ecuación estequiométrica.

Los coeficientes de una ecuación balanceada se llaman coeficientes estequiométricos, siempre son números enteros y nos indican la cantidad en moles (n) de la sustancia en cuestión (recordemos que cuando el coeficiente es uno no se escribe este número). Así por ejemplo, en la ecuación:

2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

Se tienen dos moles de hidróxido de sodio que reaccionan con un mol de ácido sulfúrico para producir un mol de sulfato de sodio y dos moles de agua.

Conociendo la ecuación estequiométrica se pueden determinar las cantidades de las sustancias que en ella participan haciendo uso de relaciones estequiométricas. Conviene conocer las cantidades en moles y en masa de cada sustancia participante. La cantidad en moles es el coeficiente de la ecuación. Como ayuda podemos anotar en la parte superior de cada sustancia su masa molar ya que al multiplicar este valor por el coeficiente estequiométrico, obtendremos la cantidad en gramos de la sustancia, es decir su masa.

Una vez conociendo los valores en moles y en masa de cada sustancia es posible determinar cantidades variables de reactivos o productos a partir de relaciones numéricas (estequiométricas).

La estequiometria. Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos).

Estas relaciones pueden ser:

mol-mol

masa-masa

Masa-mol

Masa-volumen

EJEMPLO;


Cálculos mol-mol.

En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y

la sustancia deseada se pide en moles.

Ejemplos: Para la siguiente ecuación balanceada:

4Al + 3O2 2Al2O3

Calcule:

a) ¿Cuántas mol de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol de

Al2O3?

PASO 1: Balancear la ecuación

Revisando la ecuación nos aseguramos de que realmente está bien

balanceada. Podemos representar en la ecuación balanceada el dato y la

incógnita del ejercicio.

4Al + 3O2 2Al2O3

?mol 5.27mol

PASO 2: Identificar la sustancia deseada y la de partida.

PASO 3: Aplicar el factor molar

Las moles de la sustancia deseada y la de partida los obtenemos de la

ecuación balanceada.

4Al + 3O2 2Al2O3

?mol 5.27mol

Se simplifica mol de Al2O3 y la operación que se realiza es


La respuesta es: 10.54 mol de Al

Càlculo masa-masa

EJEMPLO

La reacción entre el dióxido de azufre emitido por fuentes contaminantes a

la atmósfera reacciona con el oxígeno del aire formando trióxido de azufre,

gas que posteriormente al contacto con el agua contenida en las nubes

forma ácido sulfúrico que precipita en forma de lluvia ácida. La ecuación que

representa este fenómeno es:

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

Determina:

a) ¿Cuántas moles de dióxido de azufre reaccionan con el oxígeno si se

producen 5 moles de trióxido de azufre?

b) ¿Cuántos gramos de trióxido de azufre se forman cuando reaccionan 20

gramos de oxígeno?

Las masas molares de las sustancias que intervienen en la reacción son:

Masa molar (mm) del dioxido de azufre SO2

Elemento Masa

atómica

Número

de átomos

S

O

32

16

X 1

X 2

= 32 g/mol

= 32 g/mol

M = 64 g/mol

Del mismo modo para el oxígeno: M O2 = 32 g/mol


Para el trióxido de azufre: M SO3 = 80 g/mol

A continuación anotamos estos valores en la ecuación:

2 SO2 + O2 2 SO3

64 g/mol 32 g/mol 80g/mol

Al multiplicar la masa molar por la cantidad en moles obtenemos las masas

en gramos m = n x mm

SO2 = 64 g/mol x 2 mol = 128 g

O2 = 32 g/mol x 1 mol = 32 g

SO3 = 80 g/mol x 2 mol = 160 g

Anotamos los valores de las masas en la parte inferior de cada sustancia:

2 SO2 + O2 2 SO3

Mol 2 1 2

M.M. 64 g/mol 32 g/mol 80g/mol

m 128 g 32 g 160g

a) Vemos en la ecuación estequiométrica que 2 moles de dióxido de azufre

producen 2 moles de trióxido de azufre. Mediante una relación numérica

Se deduce que:

2 mol SO2 -------------- 2 mol SO3

? mol SO2 ________ 5 mol SO3

2 mol SO2 x 5 mol SO3


= 5 mol SO2

2 mol SO3

b) Ahora vemos en la ecuación estequiométrica que 32 gramos de oxígeno

producen 160 gramos de trióxido de azufre. Mediante una relación numérica

se deduce que:

32 g O2 -------------- 160 g SO3

20 g O2 _________ ? g SO3

20 g O2 x 160 g SO3

= 100 g SO3

32 g O2

Cálculos mol-volumen

Para realizar un cálculo estequiométrico con volumen son necesarias dos

condiciones:

Que la reacción se efectúe en condiciones normales de temperatura y

presión.

Ejemplo:

La siguiente ecuación balanceada, muestra la descomposición del clorato de

potasio por efecto del calor. Suponiendo que la reacción se efectúa a

condiciones normales de temperatura y presión:

2KClO3(S) 2KCl(s) + 3O2(g)

?mol 25L

a) ¿Cuántas mol de KClO3 (clorato de potasio) son necesarios para producir

25 L de O2?

PASO 1: Revisamos la ecuación y encontramos que está balanceada.


PASO 2: 2KClO3(S) 2KCl(s) + 3O2(g)

?mol 25L

PASO 3: Es necesario convertir los 25 L de la sustancia de partida para

aplicar el factor molar.

Utilizamos el factor molar porque la sustancia de partida está expresada en

moles.

EJERCICIOS

Instrucciones: Lee con atención los siguientes planteamientos y contesta

las preguntas que se realizan en cada caso.

1. La acidez estomacal se presenta por un exceso de jugo gástrico (HCl), que

si no se neutraliza con el antiácido hidróxido de magnesio Mg(OH)2, se

puede ulcerar la pared estomacal. La reacción química que se lleva a cabo es

la siguiente:

2 HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + 2 H2O

¿Qué cantidad de ácido clorhídrico (HCl) se requiere para producir 200g de

cloruro de magnesio?


2. El trióxido de azufre en la atmósfera reacciona con el agua contenida en

las nubes formando ácido sulfúrico, el cual se precipita como “lluvia ácida”.

La ecuación que representa éste fenómeno es:

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l)

¿Cuántos gramos de agua se necesitan para formar 600 g de ácido

sulfúrico?

3. En una de las etapas del tratamiento de aguas negras, a menudo se utiliza

el hidróxido de calcio y el sulfato de aluminio para lograr la floculación de

partículas coloidales. La reacción entre éstos compuestos da lugar al

hidróxido de aluminio (precipitado gelatinoso que al depositarse arrastra

partículas y bacterias) y al sulfato de calcio, según la ecuación:

3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4

a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2) se requieren para

producir 500 g de hidróxido de aluminio (Al(OH)3).


b) ¿Cuántos moles de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3) se requieren para

obtener 350g de sulfato de calcio (CaSO4).

PROBLEMARIO

Resuelve en tu cuaderno los siguientes problemas:

1.- Si se conoce que en la aspirina C9H8O4 existen 5.24 X 1024 átomos de

carbono, ¿cuántas moles de carbono están presentes en esta molécula?

2.- Hey. ¡Oiga joven! si tuviera 2.8 moles de oro ¿cuántos gramos de oro

tendría?

3.- Al quemar una cantidad de gasolina se produjeron 5 moles de dióxido de

carbono CO2. ¿Cuál será el volumen en litros que ocupará este gas a CNPT?

4.-El nitrato de amonio, NH4NO3 el cual se prepara a partir del ácido

nítrico, se emplea como fertilizante nitrogenado. Calcula el porcentaje de

cada uno de los elementos en el nitrato de amonio.

5.- Determina la composición porcentual de las siguientes moléculas:

a) Aspirina, C9H8O4

b) Colesterol C27H46O

6.-El ácido benzoico es un polvo blanco cristalino que se emplea como

conservador de alimentos. El compuesto contiene 68.8% de C, 5.0% de H y

26.2% de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?


7.-Se sospecha que el glutamato monosódico (MSG), saborizante de

alimentos, es el causante del "síndrome del restaurante chino" ya que puede

causar dolores de cabeza y pecho. El glutamato monosódico tiene la

siguiente composición porcentual: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.85% de O,

8.29% de N, y 13.6% de Na. Si su masa molar es de 169 g/mol, ¿cuál es su

fórmula molecular?

8.- La testosterona (hormona sexual masculina) contiene 79.19% de

carbono (C), 9.72% de hidrógeno (H) y 11.10% de oxigeno (O). Su masa

molecular es de 288.17gr / mol calcula su fórmula:

a) Empírica

b) Molecular

9.- En las ferreterías se venden pequeños envases de gas propano para

fuentes de calor portátil (para soldaduras). La reacción de combustión del

propano es:

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)

a) ¿Qué masa de CO2 se produce por la combustión de 2.5 moles C3H8?

b) ¿Cuántas moles de agua se obtienen en la producción de 4.4 g de CO2?

10.- El silicio puro que se requiere para la fabricación de los chips en las

computadoras y celdas solares, se fabrica mediante la siguiente reacción:

SiCl4(l) + 2Mg(s) Si(s) + 2MgCl2(s)

Si se utilizan 325g de cada uno de los reactivos:

a) ¿Y qué cantidad en gramos de silicio (Si), se producirán?

Reactivo Limitante

Como muchas veces sucede en ciencias, en la cuantificación de las sustancias

que participan en las reacciones hacemos simplificaciones: además de

suponer que los reactivos están puros y que la reacción se lleva a cabo hasta

que solo hay productos, también suponemos que cuando se lleva a cabo una


reacción, los reactivos se encuentran justo en las cantidades

estequiométricas, es decir, justo en la proporción que indica la proporción

en la ecuación balanceada. Sin embargo casi nunca sucede así, muchas

reacciones suceden espontáneamente en la naturaleza, sin que nadie pese ni

mezcle las sustancias, de tal modo que las reacciones se llevan a cabo con

las cantidades que haya, pero manteniendo siempre la relación

estequiométrica. Es así que las reacciones se llevan a cabo mientras existan

reactivos suficientes para cumplir con la relación estequiométrica y, en

cuanto alguno de ellos se agota, entonces la reacción se detiene y algo del

resto sobra.

Al reactivo que se acaba primero y que, por lo tanto, limita la reacción, se le

llama reactivo limitante; el o los reactivos que sobran se denominan

reactivos en exceso.

Ejemplo 1:

Para la reacción: 2H2(l) + O2(g) → 2H2O (l)

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10

moléculas de oxígeno?

Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2

Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.

Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la

estequiometria de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles

de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con

todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar

con todo el O2 es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5

moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:


Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las

cantidades que hay de reactivos en la reacción. El reactivo limitante será

aquel que produce la menor cantidad de producto.

Ejemplo 2:

Considere la siguiente reacción: 2NH3(g)+CO2(g) → (NH2)2CO(ac) + 2H2O (l)

Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos

gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:

637,2 g de NH3 son 37,5 moles

1142 g de CO2 son 26 moles

2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y

productos:

a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO

a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada

reactivo se consumiese en su totalidad:

a partir de37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO

a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO

4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75

moles de urea.

5) Y ahora hacemos la conversión a gramos: 18,75 moles de (NH2)2CO son

1125 g.

Ejercicios.

1 Se hacen reaccionar 100 g de Nitrógeno (N2) con 25 de Hidrogeno (H2)

para producir amoniaco.

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

a) ¿Cual es el reactive limitante?

b) ¿Cuánto amoniaco se producirá si se tuviera la relación estequiométrica?


c) ¿Qué cantidad del reactivo en exceso no reacciona?

2 El sodio es un metal reactive que reacciona instantáneamente con agua

parea dar hidrogeno gaseoso H2 e hidróxido de sodio, NaOH, según la siguiente ecuación:

2Na (s) + 2H2O (l) → 2NaOH(ac) + H2 (g)

a) ¿Cuánto gramos de hidróxido de sodio se formaran cuando se dejan caer

al mar 178 g de sodio metálico? 3 El Cloruro de Aluminio, AlCl3, se emplea como catalizador en reacciones

industriales y se prepara a partir del Cloruro de Hidrogeno gaseoso y Aluminio metálico.

2Al (s) + 6HCl (g) → 2AlCl3(ac) +3H2 (g)

Considerando que se tienen 0.15 moles de Al y 0.35 moles de HCl. a) ¿Cuantos gramos de Cloruro de Aluminio y de Hidrogeno se formarán?

b) ¿Cuál es el reactivo limitante y el de exceso?

c) ¿Cuántos litros de Hidrogeno se obtendrán si se esta en condiciones

normales de presión y temperatura? 4 El Cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación. 2H2SO4 (ac) + Cu (s) → SO2 (g) + CuSO4(s) + 2H2O (l)

Si se tiene 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcula: a) ¿Cuál reactivo esta en exceso y que cantidad?

b) El número de moles de SO2 que se desprenden

c) Masa de CuSO4 que se forman RENDIMIENTO PORCENTUAL Las cantidades de los productos que hemos calculado a partir de las reacciones químicas representan el rendimiento máximo (100%) de producto con base en la ecuación que representa la reacción. Muchas reacciones en especial donde participan sustancias orgánicas, no dan un rendimiento de producto de 100%. La razón principal de este rendimiento menor es que en las reacciones secundarias, se forman productos distintos al principal, y también porque muchas de estas reacciones son reversibles; además, se puede perder parte del producto en la manipulación y transferencia de un recipiente a otro. El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de una determinada cantidad de reactivo


dada, con base en la ecuación química. El rendimiento real es la cantidad de producto que finalmente se obtuvo. El rendimiento porcentual es la relación entre el rendimiento real y el rendimiento teórico, multiplicada por 100. Para obtener el porcentaje, tanto el rendimiento teórico como el real deben expresarse en las mismas unidades. Rendimiento porcentual = (Rendimiento real x 100)/Rendimiento teórico Por ejemplo. Se preparò bromuro de plata haciendo reaccionar 200g de bromuro de magnesio con una cantidad adecuada de nitrato de plata. Calcula el rendimiento porcentual si se obtuvieron 375 g de bromuro de plata. MgBr2 + 2AgNO3 → Mg(NO3)2 + 2AgBr De acuerdo a la ecuación 184 g de MgBr2 producen 376 g de AgBr (verifica estos resultados haciendo tù los cálculos pertinentes); por lo tanto se puede plantear la siguiente regla de tres. 184 g de MgBr2 ------------------ 376 g de AgBr 200 g de MgBr2 ------------------- x g de AgBr O sea: x = 200 g de MgBr2[376 g de AgBr/184 g de MgBr2] = 408.69 g de AgBr % rendimiento = (375x100)/408.69 = 91.76 % Ejercicios

1. El titanio se obtiene por reducción del cloruro de titanio (IV) con magnesio

TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2 Si reaccionan 2000 Kg de TiCl4 :

a) ¿Cuàl sería el rendimiento teórico? b) Si al efectuar la reacción se obtuvieron 402.0 Kg de Ti ¿cuàl sería el

% de rendimiento de la reacción?


2. La combinación de òxido de calcio con el agua forma hidróxido de calcio, que en muchos lugares se utiliza para pintar las casas. Si se tienen 500g de CaO y 250g de H2O.

CaO + H2O → Ca(OH)2

a) Considerando los datos de Ca(OH)2 ¿Quièn es el reactivo en exceso y què cantidad sobra de èste?

b) Considerando 500g de CaO, ¿Què cantidad de Ca(OH)2 se obtuvo si se sabe que el rendimiento real es al 78%?

PUREZA DE LOS REACTIVOS La proveedora de la materia prima que utiliza la industria química es la naturaleza. En ella generalmente esta materia no se encuentra como sustancia pura sino formando parte de diversas mezclas. Al calcular la cantidad de producto que se puede obtener a partir de una determinada materia prima, es necesario tomar en cuenta la pureza del reactivo. Por ejemplo. Si una determinada mena contiene 85.8% en masa de òxido de hierro (III), ¿cuàntos Kg de hierro se podrán producir a partir de 500 Kg de mena. Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 Soluciòn: ¿Cuánto Fe2O3 hay en 500Kg de mena al 85.8% en masa? 100 Kg de mena --------------- 85.8 Kg de Fe2O3

500 Kg de mena----------------- x Kg de Fe2O3

Resolviendo: x = 429 Kg de Fe2O3 De acuerdo a la ecuación, 160 Kg de Fe2O3 produce 112 Kg de Fe ( te corresponde verificar estos resultados), por lo tanto, planteando la regla de tres, se obtiene: 160 Kg de Fe2O3 --------------- 112 Kg de Fe 429 Kg de Fe2O3 ---------------- x Kg de Fe X= 300.3 Kg de Fe Ejercicios:

1. Para la obtención de cal viva (CaO) mediante la calcinación de la piedra caliza (CaCO3)


CaCO3 → CaO + CO2 Se va alimentar una tonelada de piedra caliza de 90% de pureza, ¿cuàntos Kg de cal viva se van a obtener?

2. El cobre puede obtenerse por tostación de sus sulfuros. Si una determinada mena contiene 4% de sulfuro de cobre(I), ¿cuàntas toneladas de dicho metal se podrán producir a partir de 10 toneladas de mena.

Cu2S + O2 → 2Cu + SO2

BLOQUE 2: PRODUCCIÒN DE ÀCIDO SULFURICO

REACCIONES ENDOTÈRMICAS Y EXOTÈRMICAS


Las reacciones químicas siempre van acompañadas de cambios de energía. Las reacciones pueden ser exotérmicas o endotérmicas. Las reacciones exotérmicas liberan calor; las reacciones endotérmicas absorben calor. En una reacción exotérmica el calor es un producto, que se puede escribir en el lado derecho de la ecuación termoquímica. En una reacción endotérmica se puede considerar que el calor es un reactivo y se escribe de lado izquierdo de la ecuación termoquímica. Por ejemplo tenemos las dos ecuaciones termoquímicas siguientes: H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + 185 KJ (exotérmica) N2(g) + O2(g) + 181 KJ → 2NO(g) (endotérmica) Entalpìa En las plantas industriales, laboratorios y seres vivos ocurren muchos procesos químicos en los cuales se libera energía por medio de calor. La mayoría de estos procesos se llevan a cabo a presión constante, de ahì que surja la necesidad de poder cuantificar la energía obsorbida o liberada en una reacción química a presión constante. Para ello es necesario definir esta nueva propiedad termodinámica. La entalpia (H) es una propiedad termodinámica que permite calcular la energía intercambiada por medio del calor a presiòn constante. En virtud de que es imposible conocer la entalpìa absoluta de un sistema; entonces sòlo se puede medir la cantidad de calor que se absorbe o se libera, lo que se conoce como cambio de entalpìa (∆H). Cuando se elige como sistema a una reacción química el cambio de entalpìa se llama entalpia de reacción. El cambio de entalpia en cualquier proceso permite saber la cantidad de energía intercambiada por medio de calor en dicho proceso a presión constante. Un dato adicional que proporciona el ∆H es que el signo de èste indica si el proceso necesitò de energía o liberò energía por medio de calor durante su desarrollo. Si el proceso necesitó suministro de energía por medio de calor para poder llevarse a cabo se considera endotérmico y el cambio de entalpìa tiene signo positivo. Por ejemplo, para que el hielo se funda es necesario proporcionarle energía por medio del calor, lo mismo ocurre si se quiere evaporar el agua o sublimar el yodo, en todos estos casos el ∆H tiene signo positivo y se tiene que: Los procesos endotérmicos necesitan adquirir energía por medio de calor o luz para llevarse a cabo y se ∆H es positivo. La razón por la cual los procesos endotérmicos necesitan de energía, es que por medio de èstos el sistema tiene que alcanzar un estado final de mayor energía que el que tenía al inicio del proceso.


Por otro lado existen procesos que al llevarse a cabo liberan energía por medio de calor y tienen un ∆H negativo. A estos procesos se les llama exotérmicos. Son ejemplos de procesos exotérmicos el mezclado de àcido sulfúrico con agua, la solidificación, la condensación y la sublimaciòn inversa o deposición. De esta forma: Los procesos exotérmicos liberan energía por medio de calor para llevarse a cabo y su ∆H es negativo. Como en los procesos exotérmicos se libera energía por medio de calor, el estado final del sistema tiene menor energía que en su estado inicial. Cambio de entalpia de reacción entalpia de reacción La mayoría de las reacciones químicas que se realizan en los laboratorios, industrias, asì como en el cuerpo humano, se llevan a cabo a presión constante. Cuando estas reacciones intercambian energía con los alrededores por medio del calor, el intercambio se realiza a presión constante por lo que a esta energía se le llama entalpia de reacción. La entalpia de reacción (∆Hr) es la cantidad de calor que se absorbe o se libera cuando se lleva a cabo cualquier reacción química a presión constante. Para calcular la entalpia de reacción se pueden utilizar dos métodos:

1. El método directo (usando entalpias de formación) 2. El método indirecto (usando la Ley de Hess)

Mètodo directo


El método directo para el càlculo de la entalpìa de una reacción química utiliza una propiedad termodinámica especìfica de cada sustancia: la entalpia de formación (∆Hf). La entalpìa de formación (∆Hf) es la cantidad de calor que se absorbe o se libera a presión constante cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos. La entalpìa de formación de la mayoría de las sustancias se encuentran reportadas en tablas en condiciones estàndard, es decir, a la presión de 1 atm y temperatura de 298 K; por lo es común que al ∆Hf también se le llama entalpìa estándar de formación. Actualmente se considera que la presión estándar debe ser 1 bar en lugar de 1 atm. Por definición, la ∆Hf de cualquier elemento quìmico en su estado estable (o estado en el que se encuentra en la naturaleza) es cero. Por ejemplo: ∆Hf (N2(g)) = 0

∆Hf (N2(l)) ≠ 0

La entalpia de formación del nitrógeno gas es cero, ya que es el estado

estable del nitrógeno en la naturaleza, no asì la del nitrógeno lìquido, que es

diferente de cero debido a que no es su estado natural.

Para calcular la entalpìa de reacción a partir de los valores de entalpìas de

formación, se utiliza la siguiente fòrmula:

aA + bB → cC + dD

∆Hr = [ c∆Hf(C) + d∆Hf(D)] - [a∆Hf(A) + b∆Hf(B)]

En la cual las letras C y D se refieren a productos y las letras A y B

corresponden a reactivos. Para la siguiente reacción:

CH4 (g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)

SUSTANCIA ∆Hf [kj/mol]

CH4 (g) -74.85

CO2(g) -393.5

2H2O(l) -285.8


El càlculo sería: ∆Hr = [ (1)∆Hf CO2(g) + (2)∆HfH2O(l)] - [(1)∆Hf CH4 (g) +

(2)∆HfO2(g)] ∆Hr = [ 1(-393.5KJ/mol) + 2(-285.8KJ/mol)] - [1(-74.85KJ/mol) + 2(0)] ∆Hr = [ -393.5KJ) – 571.6KJ] - [-74.85KJ + 0] ∆Hr = [ - 965.1KJ] - [-74.85KJ] ∆Hr = - 965.1KJ + 74.85KJ ∆Hr = -890.25KJ

Ejercicio. Calcula el calor de reacción de las siguientes reacciones químicas, indicando si son exotérmicas o endotérmicas.

1. Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)

SUSTANCIA ∆Hf [kcal/mol]

Fe2O3(s) -196.5

CO2(g) -94.1

CO(g) -26.4


2. PCl5(s) + 4H2O(l) → H3PO4(ac) + 5HCl(ac)


PCl5(s) -95.34

H3PO4(ac) -308.19

HCl(ac) -39.59

H2O(l) -68.32

3. 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)


NO(g) 21.6

NH3(g) -11.0

H2O(g -57.80

4. NO2(g) + H2O(l) → NO(g) + 2HNO3(l)


H2O(l) -68.32

NO2(g) 8.1

HNO3(l) -41.00

NO(g) 21.6


5. 3O2(g) + 2H2S(g) → 2H2O(l) + 2SO2(g)


H2S(g) -4.8

SO2(g) -71

H2O(l) -68.32

6. Fe2O3(s) + 2Al(s) → 2Fe(s) + Al2O3(s)


Al2O3(s) -399.1

Fe2O3(s) -196.5


7. CH4(g) + 4Cl2(g) → 4HCl(g) + CCl4(g)


CH4(g) -17.88

HCl(g) -22.1

CCl4(g) -24.59

8. 2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(g)


C4H10(g) -30.0

H2O(g) -57.8

CO2(g) -94.1


9. Determinar el calor o entalpía de formación para el P2O5(s) a a partir

de la ecuación y los calores de formación que se indican:

P2O5(s) + 3H2O(l) → 2H3PO4(l) ∆Hr= 228.5 Kcal


H2O(l) -68.32

H3PO4(l) -308.19

Mètodo indirecto (usando la Ley de Hess)

El método indirecto para calcular la entalpìa de una reacción química se basa

en el hecho de que si se conocen las ∆Hr de varias reacciones en las cuales

participan las sustancias de la reacción a la que se le quiere determinar su

∆Hr, al combinar estas reacciones algebraicamente se puede obtener el

∆Hr de la reacción en cuestión. A este procedimiento de combinación

algebraica de reacciones químicas se le conoce como ley de Hess, en la que

se establece que:

Si una ecuación química se puede escribir como la combinación

algebraica de dos o màs ecuaciones, entonces la ∆Hr para la ecuación

química general es igual a la suma de las ∆Hr de las ecuaciones

individuales

Por ejemplo. Calcular el calor de reacción para la siguiente reacción química


2C(s) + O2(g) → 2CO(g)

Conociendo las siguientes reacciones con su respectivo ∆Hr

2CO(s) + O2(g) → 2CO2(g) ∆H1 = -566.0 KJ

C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -393.5 KJ

Soluciòn:

El primer paso es identificar en la ecuación general el número de moles de

las sustancias que son los reactivos y los productos, que en este caso son:

Reactivos: 2 moles de C y 1 mol de O2

Productos: 2 moles de CO

El segundo paso es identificar en las ecuaciones individuales que las

sustancias anteriores se encuentren del lado correcto; para la primera

ecuación:

2CO(s) + O2(g) → 2CO2(g) ∆H1 = -566.0 KJ

Las dos moles de CO se encuentran como reactivos y se necesitan que estèn

como productos, por lo que la ecuación se invierte y al hacerlo se cambia el

signo de ∆H1:

2CO2(g) → 2CO(g) + O2(g) ∆H1 = 566.0 KJ

Para la segunda ecuaciòn tanto el C como el O2 se encuentran del lado

correcto, es decir, como reactivos; pero hay sòlo un mol de ellos y en la

ecuación general se necesitan 2 moles de cada uno. Por lo tanto, la segunda

ecuación se multiplica por dos con lo que también se multiplica por dos el

valor de ∆H2

C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -393.5 KJ

2(C(s) + O2(g) → CO2(g)) ∆H2 = 2(-393.5 KJ)

2C(s) + 2 O2(g) → 2CO2(g) ∆H2 = -787 KJ


Como tercer paso se suman las ecuaciones individuales para obtener con ello

el valor de ∆Hr de la reacción deseada:

2CO2(g) → 2CO(g) + O2(g) ∆H1 = 566.0 KJ

2C(s) + 2 O2(g) → 2CO2(g) ∆H2 = -787 KJ

2C(s) + O2(g) → 2CO(g) ∆Hr = -221 KJ

Ejercicio. Determinar el calor de reacción para las siguientes reacciones

químicas:

a) 2S(s) + O2(g) → 2SO3(g)

A partir de las siguientes reacciones:

S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H1 = -297 KJ

2SO3(g) → SO2(g) + O2(g) ∆H2 = -198 KJ


b) 2C(s) + 1/2 O2(g) + 3H2(g) → CH3-CH2-OH(l)

Consider alas siguientes reacciones quìmicas:

CH3-CH2-OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H1 = -1366.86 KJ

C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -392.92 KJ

H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H3 = -284.24 KJ

c) Fe2O3(s) + 2Al(s) → 2Fe(s) + Al2O3(s)

4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) ∆H1 = -1644.32KJ

4Al(s) + 3O2(g) → 2 Al2O3(s) ∆H2 = -3339.60KJ

Escribe el número correcto dentro del paréntesis.

( ) Las reacciones químicas que requieren de energía calorífica para

realizarse se llaman:

1) Caloríficas 2)Endotérmicas 3) Neutras 4)Exotérmicas 5) Potenciales

( ) La cantidad de calor necesaria para la obtención de una mol de una

sustancias a partir de sus elementos que la integran se llama:

1) De

reacción

2)De

combustión

3) De

formación

4)De

hidratación

5) Molar

( ) Sistema que no permite el intercambio de masa ni de energía con el

entorno se conoce como:

1) Abierto 2) Aislado 3) Cerrado 4) Limitado 5) Isotérmico


( ) Cuando al realizarse una reacción química se desprende calor, se

considera que es:

1) No

espontánea

2) Endotérmica 3) Luminosa 4)Exotérmica 5) Potencial

( ) El calor que se absorbe o se desprende al realizarse una reacción

química se llama de:

1) Combustión 2) Formación 3) Reacción 4)Hidratación 5) Cristalización

( ) La manifestación de energía electromagnética que depende del número

de partículas y de la energía cinética promedio de estas es:

1) Calor 2) Potencial 3) Cinética 4)Química 5) Radiante

( ) Es la magnitud que se emplea para medir el nivel calorífico de una

sustancia:

1)

Calor

2)

Temperatura

3) Energía

luminosa

4)Energía

potencial

5) Energía

cinética

( ) Es aquella porción material del universo o del entorno que se aísla para

su estudio:

1)Mezcla 2) Compuestos

gaseosos

3) Iones 4) Sistema 5) Molécula


BLOQUE 3: PRODUCCIÒN DE FERTILIZANTES

Principios de equilibrio químico

VELOCIDAD DE REACCIÓN

Una reacción termoquímica expresa las relaciones cuantitativas entre los

reactivos y los productos, así como su variación calorífica, que de acuerdo a

lo estudiado, establece que los cambios de energía en una reacción química,

son independientes del tiempo, es decir se desprende o se absorbe la misma

cantidad de energía si la reacción se realiza en una milésima de segundo o en

mil años. El conocimiento de las propiedades termodinámicas de un sistema

de reacción, sólo indica parte del comportamiento del sistema. La cinética

química ayuda a completar el conocimiento de dicho comportamiento, ya que

estudia la velocidad con que ocurren las reacciones químicas y su mecanismo

de reacción.

La velocidad de una reacción se considera como la variación de una

concentración de los reactivos por unidad de tiempo, o como, el número de

moles de un reactivo que se convierte en producto por unidad de tiempo. El

término mecanismo de una reacción, indica la secuencia de etapas a través

de las cuales tiene lugar la reacción total. En cuanto el tiempo de reacción,


éste se establece como el tiempo que tarda en efectuarse una reacción

química, siendo inversamente `proporcional a la velocidad de reacción, ya

que a mayor tiempo de reacción, menor velocidad y viceversa.

Por lo general, una transformación química consta de muchas veces varias

reacciones consecutivas, cada una de las cuales es un paso hacia la

formación de los productos finales. De modo que si una reacción se realiza

en etapas, en algunas de éstas se forman probablemente especies

intermedias, que no se manifiestan porque se consumen en las etapas

siguientes. En la mayoría de las reacciones que tienen velocidades lo

suficientemente lentas como para poderse medir, se ha encontrado que la

reacción total no ocurre en una etapa, sino en varias de ellas.

TEORÍA DE LAS COLISIONES

Esta teoría permite interpretar los fenómenos de la cinética química. Para

que dos sustancias reaccionen, es necesario que sus respectivas partículas

entren en contacto mediante una colisión, al acercarse una a la otra, tendrá

que ser con una orientación adecuada, excepto cuando se trate de átomos

individuales o de moléculas pequeñas y simétricas, además de que la colisión

proporcione la energía mínima necesaria para un choque efectivo, coincida

como energía de activación. En una colisión eficaz se forma un complejo

activado con un promedio de vida corto, pues es un producto transitorio.

De acuerdo con esta teoría, la velocidad de cualquier reacción química

dependerá de la frecuencia de los choques, lo cual es función de la

concentración y la temperatura de los reactivos, ya que la colisión puede ser

tan suave que no produzca ningún cambio en las partículas, o bien, si la

energía cinética de cada partícula antes del choque es la necesaria,

provocará una colisión efectiva que producirá reacción química.

Cuando la energía de activación es grande, la reacción es lenta, si la reacción

tiene una energía de activación pequeña, la reacción será rápida. De acuerdo

con este criterio, la teoría de las colisiones permite entender los factores

que modifican la velocidad de una reacción química.


FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN

La naturaleza y la concentración de los reactivos, el tamaño de las

partículas sólidas o líquidas en reacción heterogénea (superficie de

contacto), la temperatura y la presencia de catalizadores, son los factores

que afectan la velocidad de una reacción.

NATURALEZA DE LOS REACTIVOS

En toda reacción química se forman y rompen enlaces, y la velocidad con que

esto sucede, depende de los enlaces que intervienen, es decir, de la

naturaleza de las sustancias que participan en la reacción, ya que la energía

de activación varia de unos reactivos a otros. Además, experimentalmente

se ha comprobado que las reacciones que tienen lugar en solución,

generalmente son instantáneas por los iones presentes, excepto en el caso

en que el mecanismo de reacción no es sencillo. Asimismo, se ha observado

en el estudio de los mecanismos de reacción, que la ruptura de enlaces suele

ser el paso más lento, en relación con la formación de nuevos enlaces. Este

factor está íntimamente relacionado con la superficie de contacto entre los

reactivos.

EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN

Este efecto fue estudiado por GULDBERG Y WAAGE en reacciones a

temperatura constante, encontrando que la velocidad de una reacción

química homogénea es proporcional al producto de las concentraciones de

los reactivos, expresando la concentración en moles de reactivo por litro y

elevando cada concentración a una potencia que corresponde al coeficiente

de balanceo respectivo. Esto constituye lo que se conoce como la LEY DE

ACCIÓN DE MASAS. La expresión matemática de esta ley, se observa en el

siguiente ejemplo:


Para la reacción: aA + bB cC + dD, la velocidad de

desaparición de A y B, o la velocidad de formación de C y D, es proporcional

a las potencias del producto de las concentraciones de A y B.

V α [A]a [B]b

Para que el producto de las potencias en unidades de [moles/litro] se

transforme a unidades de velocidad, se hace necesario considerar una

constante de proporcionalidad k llamada constante específica de

velocidad de reacción, por los que la ecuación será:

V = k [ A ]a [B]b

En donde:

V [=] Velocidad de reacción [moles/seg]

K [=] Constante específica de velocidad de reacción

[A] y [B] = Concentración de reactivos en [moles/litro]

La constante específica de velocidad de reacción, tendrá un valor

característico para cada caso, así mismo las unidades ya que permitirán

dimensionar correctamente la ecuación.

De la expresión de velocidad de reacción se concluye que: a mayor

concentración, mayor número de partículas reaccionantes (y por

consiguiente mayor probabilidad de choque entre éstas) y mayor velocidad.

EJEMPLO 1

Para las ecuaciones químicas que se indican a continuación, establecer las

respectivas expresiones de la velocidad de reacción:

Solución

Observa que para las ecuaciones a), e) y f), sólo se indicará la velocidad de

reacción directa, y como las ecuaciones químicas b), c) y d) son reversibles,

entonces se indicarán las dos velocidades de reacción en ambos sentidos:

directo e inverso.


a) 2SO2 + O2 2SO3 V=k[SO2]2 [O2]

b) N2 + 3H2 2NH3 V1=k1[NH2] [H2]3

V2=k2[NH3]2

c) (NH4)2 CO3 2NH3 + CO2 + H2= V1=k1[(NH4)2 CO3]

V2=K2[NH3]2 [CO2] [H2O]

d) Pb + PbO2 + 2SO3 2PbS+4O2 V1= k1[Pb][PbO2][SO3]2

V2=k2[PbS]2[O2]4

e) 4P + 3O2 2P2O3 V= k [P]4 [O2]3

f) 2KCLO3 3º2 + 2KCl V = k [KCLO3]2

TAMAÑO DE LAS PARTÍCULAS SÓLIDAS O LÍQUIDAS EN

REACCIÓN HETEROGÉNEA (SUPERFICIE DE CONTACTO)

Aquellas reacciones que se realizan en más de una fase, se conocen como

sistemas de reacción heterogéneos, pues en éstos, la reacción ocurre en la

superficie de contacto entre las fases reaccionantes, por lo que la velocidad

de este tipo de reacciones, es proporcional al área superficial.

Si una cierta masa se subdivide en partículas menores, el área superficial

aumenta, por consiguiente, a medida que el tamaño de la partícula disminuye,

la velocidad de reacción aumenta, pues el tamaño de las partículas es

inversamente proporcional a la superficie de contacto. Por ejemplo, la

combustión de un trozo de carbón vegetal es tardada, sin embargo, cuando

se subdivide en tamaños pequeños o finalmente divididos, la combustión será

rápida o instantánea.

EFECTO DE LA TEMPERATURA


Cuando se aumenta la temperatura de un sistema de reacción, las partículas

que integran los reactivos aumentan su energía cinética, lo que conlleva a un

aumento en la probabilidad de choques, y en consecuencia, en la velocidad de

reacción, pues al moverse las partículas con mayor rapidez, chocarán entre

sí con más frecuencia y en forma más violenta y adecuada, para producir

reacción química.

Por lo anterior, la velocidad de las reacciones químicas que no se perciben a

temperaturas normales, aumentan notablemente su velocidad, pudiendo

incluso llegar a ser explosivas a temperaturas elevadas. En términos

generales, se ha observado que por cada 10oC de temperatura, la velocidad

se duplica.

CATÁLISIS

Experimentalmente se ha comprobado que algunas sustancias modifican la

velocidad de una reacción química. Tales sustancias se llaman catalizadores

y la acción que producen es la catálisis, pero al finalizar la reacción en la que

intervienen, su masa permanece constante.

La reacción de la siguiente ecuación corresponde a la descomposición del

peróxido de hidrógeno y su realización se tarda, protegiéndola de la luz.

MnO2

H2O2 H2O + O2

Sin embargo, se ha observado que bastará agregar una pequeña cantidad de

MnO2 para acelerar considerablemente la descomposición, recuperando

después de la reacción el catalizador íntegramente. Los catalizadores, con

frecuencia reaccionan con uno o más de los reactivos, pero de todas formas,

su masa total permanece constante antes y después de la reacción, por lo

que se establece que los catalizadores no se consumen, aunque no se puede

afirmar que no participen en la reacción.


La catálisis puede ser de dos tipos: homogénea y heterogénea. En la

primera, la reacción es función de la concentración del catalizador. La

heterogénea se llama también catálisis de superficie y la reacción ocurre en

la interfase, por lo que la velocidad es función del área superficial, es decir,

del número de átomos o sitios activos por centímetro cuadrado.

Por lo general, los catalizadores reaccionan con uno o más de los reactivos,

provocando que la energía de activación del sistema de reacción disminuya,

formando sustancias intermedias, que experimentan rápidamente una

reacción, alterando el camino de transformación de reactivos, a productos

finales.

Supóngase que el reactivo X reaccionará con Y de acuerdo con la siguiente

ecuación:

X + Y XY

Si su energía es tal que dicha reacción se realiza muy lentamente, para

acelerar la reacción es deseable emplear un catalizador, el cual modificará

el camino de transformación. Por ejemplo:

X + C XC

Catalizador Complejo activo

XC + Y XY + C

Producto catalizador

C

Lo anterior se puede presentar por: X + Y XY

Existen algunas sustancias que retarden la velocidad de una reacción

química, pues aumentan el tiempo de reacción, conociéndolos como

catalizadores negativos. Como ejemplo tenemos los mata-ratas, que

reaccionan con las enzimas del sistema digestivo, destruyendo su acción

catalítica, es decir, haciéndoles inútiles para su función bioquímica.


EQUILIBRIO QUÍMICO

El estudio de las ecuaciones químicas comúnmente se realiza considerando

aquellas reacciones que ocurren en una dirección mientras existan reactivos,

o bien, hasta el agotamiento de alguno de ellos (reactivo limitante),

denominado a este tipo de reacciones IRREVERSIBLES, y se caracterizan

porque alguno de los productos se pueden separar del sistema como gas que

se desprende del sistema de reacción, o bien por la formación de un

precipitado, o como un compuesto ionizado o disociado.

Sin embargo, se puede decir que casi todas las reacciones químicas son

REVERSIBLES, cuyos productos reaccionan para formar las sustancias

originales, y así, para la reacción entre A y B, la ecuación estaría

representada de la siguiente forma:

A + B C + D

A reacciona con B para formar C y D, sustancias que a su vez reaccionan

para regenerar las originales. Cuando ambas reacciones se presentan

simultáneamente en igualdad de condiciones, se indican con 2 flechas, pues

se tiene un sistema reversible.

Entiéndase por SISTEMA aquella porción limitada del universo que se aísla

para su estudio, además, de acuerdo con el intercambio de masa y energía

que pueda haber entre el sistema y el exterior, éste podrá ser abierto o

cerrado. Si el sistema no intercambia masa aunque intercambie energía,

éste será cerrado.

Considerando el sistema de reacción anterior, las concentraciones de A y B

reaccionan para dar C y D, cuyas concentraciones, inicialmente son

pequeñas, y en consecuencia, no es muy grande la velocidad con que éstas

reaccionan para formar A y B, en comparación con su velocidad de

formación. Lo anterior se puede representar por la siguiente ecuación:

V1

A + B C +D


V2

En tal situación, A y B se transforman en C y D con mayor velocidad, en

comparación con la velocidad con que C y D reaccionan para dar A y B, por lo

que las concentraciones de A y B se van reduciendo, mientras que las C y D

van aumentando de modo que, a medida que las concentraciones cambian, las

velocidades de reacción se modifican.

V1

A + B C +D

V2

En el transcurso del tiempo, los cambios de las velocidades generan el

instante en que ambas velocidades de reacción se igualan, momento en el

cual las dos reacciones no se detienen y continúan a la misma velocidad.

V1

A + B C +D V1 = V2

V2

A partir de este instante, no habrá más cambios en la concentración de

ninguna de las sustancias que participan en la reacción, y entonces se dice

que la reacción está en equilibrio, pero dinámico, estado que se considera

como aquella condición de una reacción reversible, en la cual las velocidades

de las dos reacciones son iguales.

Un equilibrio reúne las siguientes características:

a) Habrá dos reacciones simultáneas y opuestas.

b) Sus velocidades de reacción son iguales.


c) El equilibrio sólo será modificado por algún cambio en las condiciones de

la reacción.

Aplicando la ley de acción de masas a cada una de las reacciones del

equilibrio anterior, se tiene:

V1 = k1 [A] [B] V2 = k2 [C] [D]

En el punto de equilibrio, ambas velocidades de reacción son iguales V1 = V2,

por los que igualando las ecuaciones correspondientes, se tiene:

K1 [A] [B] = k2 [C] [D]

Simplificando la ecuación al colocar de un lado las constantes y del otro las

variables, se tiene:

K1 = [C] [D]

K2 [A] [B]

El cociente de las constantes es igual a una nueva que llamaremos constante

de equilibrio y se representará como keq:

Keq = K1 = [C] [D] Por lo tanto:

K2 [A] [B]

Keq= [C] [D]

[A] [B]

En caso de que los coeficientes de balanceo sean diferentes de la unidad, se

procede como se indica a continuación:

EMPLO 2

Para la siguiente ecuación, expresar la constante de equilibrio.


V1

2A+B 3C+D

V2

Las expresiones de la velocidad de reacción en ambos sentidos, son

respectivamente:

V1 = k1 [A]2 [B] V2 = k2 [C]3 [D] En equilibrio V1 = V2

Por lo tanto

k1 [A]2 [B] = k2 [C]3 [D]

keq = k1 = [C]3 [D] , así que:

k2 [A]2 [B]

ke = [C]3 [D]

[A]2 [B]

Esta es la expresión de la constante de equilibrio químico, con la cual se

establece que en una reacción reversible en equilibrio, el producto de las

concentraciones molares de las sustancias de la derecha, dividido entre el

producto de las concentraciones molares de las sustancias de la izquierda,

elevado cada concentración a la potencia correspondiente al coeficiente que

indica la ecuación balanceada, es igual a una constante llamada de equilibrio

a una determinada temperatura. Las unidades en las que se expresa la

concentración de las sustancias participantes son: [moles/litro]

La constante de equilibrio es característica de cada reacción. Cuando este

valor es muy pequeño, significa que en el equilibrio, es baja la concentración

de las sustancias de la derecha, es decir, que una constante de equilibrio

pequeña indica que la reacción progresa muy poco en el sentido directo, o en


otras palabras, que la reacción inversa es más rápida que la directa. Cuando

el valor de la constante de equilibrio es grande, indica que en el equilibrio es

baja la concentración de por lo menos una de las sustancias del lado

izquierdo de la ecuación, es decir, que un valor grande de la constante,

indicará que la reacción se verifica en el sentido directo, hasta que queda

prácticamente completa.

Como en el equilibrio químico se toman en cuenta solamente sustancias

gaseosas, dado que éstas se distribuyen uniformemente en todo el volumen

de un sistema reaccionante, se hable de un sistema homogéneo.

Pero cuando en un sistema reaccionante se presentan varias fases, ése se

conoce como sistema heterogéneo, existiendo un equilibrio entre esas dos o

más fases.

En la coexistencia en el equilibrio de gases, sólidos y líquidos, se ha

comprobado de manera experimental, que la presión de los gases en

equilibrio con los sólidos o líquidos es función únicamente de la temperatura

de la mezcla reaccionante, y ya en el equilibrio, se pueden añadir o retirar

sólidos; de manera que en la presencia de sólidos o líquidos puros en el

sistema la presión del gas se mantendrá constante.

En este caso, la concentración de un sólido puro o un líquido puro es

constante, siempre y cuando la temperatura y presión sean constantes. Así

en equilibrio heterogéneo los valores de las concentraciones de sólidos o

líquidos que participan se incluyen en el valor de keq, por lo que no aparecen

en la expresión de la constante de equilibrio de estos sistemas:

Lo que permite establecer que las concentraciones de los gases son

variables y las de los sólidos y líquidos son constantes a temperatura

constante y su concentración no depende del volumen del recipiente en el

que se encuentran y de la misma manera no pueden ser afectadas por la

adición o eliminación de otras sustancias, incluso ni por cambios en la

presión del sistema.

En conclusión, en la expresión de la ley de acción de las masas (constante de

equilibrio) no se toman en cuenta las concentraciones de los líquidos y los


sólidos puros. Del mismo modo, en el equilibrio cuando está presente un

sólido o un líquido, su cantidad no afecta la posición del equilibrio químico.

EJEMPLO 3

Para un sistema en equilibrio representado por la siguiente ecuación:

LaCl3 (s) + H2O(g) LaClO (s) + 2HCl (g)

La expresión de la ke es:

Ke = [LaClO (s)] [HCl(g)]2

[LaCl3 (s)] [H2O(g)]

Pero como hay dos sustancias sólidas, la ecuación de la constante de

equilibrio se transforma en:

Keq[LaCl3 (s)] = [HCl(g)]2

[LaClO (s)] [H2O(g)]

Dado que la concentración de LaCl3 y LaClO son constantes, formarán parte

de la constante de equilibrio así que la expresión final de ésta es:

[HCl(g)]2

Keq =

[H2O(g)]

EJEMPLO 4

Establecer las expresiones de la constante de equilibrio par a las siguientes

ecuaciones:

a) CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g)

b) 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g)

c) H2O(g) H2(g) + ½ O2(g)

Solución


a) CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g)

keq = [CH3OH(g)]

[CO(g)] [H2(g)]2

b) 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g)

keq = [H2O(g)]2[Cl2(g)]2

[HCl(g)]4[O2(g)]

c) H2O(g) H2(g) + ½ O2(g)

keq = [H2(g)] [O2(g)]1/2

[H2O(g)]

El valor de la constante de equilibrio se puede afectar por diversos

factores, tales como la concentración, la temperatura, la presión y

catalizadores.

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÌMICO

Cuando un sistema en equilibrio se perturba por alguna causa externa,

ocurre una reacción química que lo restablece, para lo cual el equilibrio se

desplaza hacia la derecha o hacia la izquierda. Este enunciado constituye el

PRINCIPIO DE LE CHATELIER, cuya aplicación se puede observar en el

siguiente sistema de reacción y es representado por la ecuación:

H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) La expresión de la constante de equilibrio

es:

[HCl(g) ]2

Keq=


[H2(g)] [Cl2(g)]

Considerando todo este sistema en un recipiente herméticamente cerrado,

las concentraciones de las tres sustancias no se modificarán, hasta que

varíen las condiciones del sistema. Sin embargo éstas se pueden alterar de

varias formas, por ejemplo:

EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN

Este efecto se manifiesta cuando se aumenta o disminuye la concentración

de cualquiera de los integrantes del sistema de reacción, de modo que por

ejemplo si se introduce más cloro en el sistema de reacción. Manteniendo la

temperatura constante, según Le Chetelier, todo sistema en equilibrio

sometido a una acción, para lo cual, el sistema se desplazará hacia la

derecha o hacia la izquierda, con objeto de recuperar el equilibrio.

Por todo lo anterior, el cambio en la concentración de uno de los

integrantes, representa una acción externa, y así, al amentar el cloro, el

sistema se reajustará, oponiéndose a dicho aumento, para lo cual el

hidrógeno reaccionará con más cloro, generando más HCl, conservándose así

el valor de la constante.

Esta variación numéricamente aumenta el denominador, aun permaneciendo

constantes las demás concentraciones, por lo que el valor numérico del

cociente disminuye, con lo cual el sistema pierde equilibrio.

Para restablecerse, puede ocurrir que la concentración del hidrógeno

disminuya, hasta que el denominador adquiera su valor anterior, o bien, que

la concentración de HCl aumente. Como el cloro en este sistema está como

HCl o como moléculas de Cl2, el aumento de uno ocasionará la disminución

simultánea del otro.

Además, de acuerdo con la teoría de las colisiones, en el equilibrio, los

choques entre las moléculas de cloro e hidrógeno, generan cloruro de

hidrógeno, y simultáneamente, éstas chocan entre sí, generando sustancias

iniciales con la misma velocidad, por lo que al aumentar la concentración del

cloro, crece la probabilidad de choque con las partículas de hidrógeno, y a

mayor frecuencia de estos choques, más rápida será la formación del HCl.


La consecuencia inmediata es que la velocidad de descomposición de éste, no

se ve afectada instantáneamente, hasta que se aumente su concentración,

para que finalmente se igualen sus dos velocidades, la directa y la inversa, y

se restablezca el equilibrio. En conclusión, al aumentar la concentración de

cloro, hará que el equilibrio se desplace hacia la formación de más HCl y

hacia la disminución de cloro.

De acuerdo con Le Chatelier, el sistema se desplazará en el sentido que

anule la acción externa, la disminución del cloro originará la descomposición

de algunas moléculas de HCl para remplazar las de cloro que se extrajeron,

el efecto neto es una disminución de la concentración de HCl y un aumento

en la concentración de hidrógeno. La disminución de cloro del sistema en

equilibrio, reduce la velocidad de combinación de sus moléculas con las de

hidrógeno, por lo que la reacción directa se retarda instantáneamente,

generando una formación lenta de HCl, mientras que su descomposición es

muy rápida, por lo que el efecto neto será el de una disminución en la

concentración de HCl y un aumento en la concentración del hidrógeno.

EFECTO DE LA TEMPERATURA

El valor de la constante de equilibrio es específico para cada temperatura,

por lo que si éste se modifica, también lo manifiesta la constante de

equilibrio. Experimentalmente, se ha observado que en reacciones

endotérmicas, una elevación de la temperatura, determina un aumento en el

valor de la constante de equilibrio, mientras que en las exotérmicas, el valor

disminuye.

H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)∆ H = -44.2 Kcal

Esta reacción es exotérmica, por lo que si se aumenta la temperatura del

sistema, el valor de la constante de equilibrio disminuye, pues se reduce la


concentración del HCl y se elevan las de de H2 y Cl2, es decir, que el HCl es

menos estable al aumentar la temperatura.

De acuerdo con Le Chatelier, se tiene que toda la elevación de temperatura

favorecerá la transformación que absorbe calor, por lo que si se aumenta la

temperatura, el sistema tiende a oponerse, absorbiendo el calor

suministrado, y como la reacción directa es exotérmica, la inversa absorbe

calor, por lo que ésta es la que será favorecida.

EFECTO DE LA PRESIÓN

Cuando en un sistema en equilibrio hay gases, ya sea en fase homogénea o

heterogénea, un cambio en la presión aplicada sobre los gases, produce un

aumento o disminución en su volumen, y consecuentemente, ocurre un cambio

en su concentración, de modo que cuando se aumenta la presión, el sistema

se desplaza en el sentido del menor volumen. Por ejemplo, para el sistema:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

La aplicación de una presión elevada sobre este sistema en equilibrio,

favorecerá la formación del NH3, pues el número de moléculas gaseosas es

menor para esta sustancia. Cuando el número de moléculas es igual en ambos

lados de la ecuación, un cambio en la presión no afecta al equilibrio.

En sistemas de reacción heterogéneos (presencia de gases, sólidos y

líquidos), el desplazamiento del equilibrio se debe al efecto del cambio de

presión en el volumen de los gases, por lo que si en el sistema no hay gases,

el efecto del cambio es prácticamente nulo.

EFECTO DE CATALIZADORES

Puesto que en la constante de equilibrio sólo intervienen las sustancias

iniciales y las finales, es decir, que no son de importancia los productos

intermedios que aparezcan en el curso de la reacción en equilibrio no ejerce

ningún efecto en la constante, pues no modifica las concentraciones en el

equilibrio, sino únicamente las velocidades de las dos reacciones opuestas.


A continuación se muestran ejemplos resueltos para el cálculo de la

constante de equilibrio, así como de los factores que la afectan.

EJEMPLO 5


CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + H2O (l) + calor

Predice hacia donde se desplaza el equilibrio si:

a) Se aumenta la concentración de oxígeno.

b) Se aumenta la concentración de bióxido de carbono.

c) Se aumenta la temperatura del sistema.

d) Se aumenta la presión del sistema.

Solución.

Para el inciso a) hay que recordar que si se aumenta la concentración de

cualquiera de las sustancias que participan en el sistema de equilibrio, éste

se desplazará en el sentido que tienda a disminuir dicho aumento, de manera

que en este caso el aumento se aplicó en el lado izquierdo de la reacción

química en cuestión, por lo tanto el equilibrio tenderá a desplazarse hacia

lado derecho de ésta, con lo cual se puede decir que la concentración de por

lo menos alguna de las sustancias de dicho lado podría aumentar.

En el caso del inciso b) se emplea el mismos criterio que en el inciso

anterior, solamente que ahora el aumento se aplicó a una sustancia que se

encuentra en el lado derecho de la ecuación, y por lo tanto, el equilibrio para

que se restablezca, propiciará la formación de CH4(g) y/o de O2(g), es decir el

equilibrio se desplazará hacia la izquierda.

El inciso c) conduce a considerar que al aumentar la temperatura en un

sistema en equilibrio, éste se desplazará en el sentido en que se efectúe la

reacción endotérmica. Para ello se debe tener en cuenta que aunque no se


disponga de un valor de la cantidad de calor que interviene en el proceso que

se analiza, la combustión de un hidrocarbura es en cierto grado de tipo

exotérmico, y por lo tanto la reacción endotérmica se manifestará, de

derecha a izquierda, por lo que el equilibrio se dirigirá hacia la izquierda

favoreciendo con ello la formación de una mayor cantidad de CH4(g) y O2(g).

En el inciso d), se analiza el efecto que tendría un aumento de la presión en

el sistema en equilibrio, recordando que si ésta aumenta, provoca que el

equilibrio se desplaza hacia donde exista un menor volumen, y que es

correspondiente hacia donde halla un menor número de moles. Cabe

recordar dos aspectos importantes:

En sistemas heterogéneos las sustancias

que realmente influyen en el equilibrio químico son las que se

encuentran en el estado gaseoso, pues las sustancias sólidas puras y

líquidas puras no afectan su concentración, aún cuando varíe la

concentración de éstas en el sistema.

Otro aspecto importante es que al

aumentar la presión en cualquier sistema gaseoso, el volumen de estas

sustancias tiende a disminuir, de manera que el equilibrio se

desplazará en el sentido en que el aumento de la presión tienda a

contrarrestarse.

De acuerdo con estos puntos anteriores, el sistema restablecerá el estado

de equilibrio de modo que haya menos moléculas que produzcan choques

contra las paredes del recipiente y de este modo disminuya la presión, así

que en el sistema reaccionante en cuestión, en el lado izquierdo de la

ecuación hay mayor número de moléculas presentes de C42(g) + O2(g), de

modo que estas reaccionan en mayor grado y favorecen así una mayor

producción de CO2(g) + H2O(l), es decir que el equilibrio se desplazará hacia

la derecha.

Es común y ya que se entiende cómo actúan los diferentes factores que

afectan a los sistemas en equilibrio, describir el desplazamiento de éste

mediante flechas.

EJEMPLO 6


Predecir hacia donde se desplazará el equilibrio químico en el siguiente

sistema:

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) + calor

a) Disminuir la concentración de oxígeno.

b) Disminuir la temperatura del sistema.

c) Aumentar la presión del sistema.

Para dar respuesta al inciso a), hay que considerar que un aumento en la

concentración en un sistema en equilibrio, provocará que éste se desplace en

el sentido en que se contrarreste el aumento, es decir al lado contrario de

donde se encuentre la sustancia que se aumento en cantidad; pero si

hablamos de anular el efecto de dicha variación, y por lo tanto, éste tenderá

a permanecer del lado en que se aplicó la disminución. Para este sistema

reaccionante, si se desminuye la concentración de oxígeno, el equilibrio se

desplazará a la izquierda, de manera que se descompndrá una mayor

cantidad de O2, y contrarrestar así la eliminación de esta sustancia en el

sistema.

En caso del inciso b) nos obliga a recordar que al aumentar la temperatura

en un sistema de equilibrio, éste se dirigirá en el sentido en que se efectúe

la reacción endotérmica, ya que el sistema tenderá a contrarrestar el

aumento de calor al hacer que las sustancias que necesitan calor para

reaccionar, lo aprovechen y se restablezca el equilibrio al consumir el

exceso de energía que se presenta por el aumento de la temperatura. En el

sistema reaccionante no se suministra calor, sino por el contrario, de alguna

manera se elimina del sistema, esto provoca que en lugar de favorecerse la

reacción endotérmica, se efectúe la reacción exotérmica, ya que el sistema

al verse con pérdida de su cantidad energética, trate de nivelarla, haciendo

que las sustancias que producen calor reaccionen en mayor grado y

contrarrestar así la eliminación del contenido calorífico. En este ejemplo la

reacción exotérmica se efectúa de izquierda a derecha, no sin antes

mencionar que se trata de una reacción de combustión, y como tal hay

desprendimiento de calor, el cual se representa con producción de energía

calorífica en el lado derecho de la ecuación.


O sea que el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Por último para el inciso c) cabe recordar que un aumento de la presión en un

sistema en equilibrio, provocará que éste se restablezca en el sentido en

que disminuya el volumen, con el propósito de reducir los choques de las

partículas gaseosas en las paredes del recipiente, así que para este sistema

reaccionante, para contrarrestar el aumento de presión, deberán de

reaccionar en mayor grado las grado las moléculas de oxígeno, provocando

una mayor producción de MgO, es decir, el equilibrio se desplazará hacia la

derecha.

EJEMPLO 7

El proceso de fotosíntesis se puede representar por el siguiente sistema en

equilibrio:

6CO2(g) + 6H2O(g) C6H12O6(s) + 6O2(g)

Determinar hacia donde se desplaza el equilibrio si se:

a) Aumenta la temperatura del sistema.

b) Disminuye la presión del sistema.

c) Aumenta la concentración de O2.

La fotosíntesis es un proceso en el que la dextrosa (azúcar) contenida en las

plantas se produce por la reacción del bióxido de carbono obtenido por las

plantas con agua y favorecida por la absorción de energía luminosa, y con

ello, absorción de calor, es decir se trata de una reacción de tipo

endotérmica, así que considerando este proceso en este proceso en estado

de equilibrio, el contenido calorífico se manifiesta en el lado izquierdo de la

ecuación, de manera que el equilibrio para este sistema, al aumentar su

temperatura, inciso a), se desplazará hacia la derecha, favoreciendo la

formación de dextrosa y oxígeno.

La disminución de la presión, inciso b), provocará que las sustancias gaseosas

puedan ocupar mayor volumen de manera que para este sistema en


equilibrio, esto permitirá que aumente la producción de un mayor número de

moléculas que puedan ocupar dicho volumen, favoreciéndose la formación de

CO2 y H2O, o sea, que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda.

El inciso c) pone de manifiesto que el aumento de concentración desplazará

el equilibrio en el sentido contrario a donde se aplicó el aumento, esto es,

como aumenta la cantidad de oxígeno en el sistema en equilibrio, la manera

de contrarrestar esta operación es reaccionar el excedente de moléculas de

O2, favoreciendo la producción de CO2 y H2O, volviendo a desplazarse el

equilibrio hacia la izquierda.

EJEMPLO 8

Al establecerse el siguiente sistema en equilibrio:

CO2(g) + 2NaOH(s) 2Na2CO3(s) + H2O(s)

El cual presenta un ∆H positivo, determina qué le sucede a la concentración

de Na2CO3 si:

a) Disminuimos la concentración de CO2

b) Aumentamos la temperatura de este sistema

c) Aumentamos la presión del sistema

El inciso a) se resuelve recordando que si aumentamos la concentración de

alguna sustancia en un sistema en equilibrio, éste se desplazará en el

sentido contrario al aumento; sin embargo, aquí se trata de una dsiminución,

y por lo tanto el sistema tenderá a contrarrestar la eliminación de esta

sustancia que lo conforma, así que el sistema tenderá a producir una mayor

cantidad de CO2, y esto provoca que la cantidad de Na2CO3, reaccione en

mayor grado y por consiguiente su concentración disminuirá.

Para el inciso b), debemos tener presente que como reacción termoquímica,

cuando se habla de un calor de reacción (∆H) positivo se refiere a una

reacción endotérmica, así que el contenido energético se ubicará en el lado

izquierdo de la reacción, esto es,


Calor + CO2(g) +2 NaOH(s) 2Na2CO3(s) + H2O(g)

Y que además un aumento de temperature en un sistema en equilibrio

precisamente favorece a la reacción endotérmica, lo que provoca que el

equilibrio se desplace hacia la derecha en este caso, con el consecuente

aumento en la concentración de Na2CO3.

En el caso del inciso c), recordemos que aumentar la presión de un sistema

en equilibrio, desplazará a éste en el sentido donde se produzcan el menor

número de moléculas de sustancias gaseosas, ya que aumentando la presión

reduce el volumen de los gases, de manera que si observamos nuestra

ecuación las sustancias gaseosas (CO2 y H2O) se encuentran en ambos lados

de la ecuación y en la misma cantidad, por lo tanto, para este caso una

variación en la presión no tiene efecto sobre el equilibrio químico y por

lo tanto la concentración de Na2CO3 permanece invariable.

EJEMPLO 9


2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ∆H = -141.2 Kcal

Predecir hacia dónde se desplazará el equilibrio si:

a) Se disminuye la concentración de SO3(g)

b) Si se aumenta la temperatura del sistema

c) Si se aumenta la presión

d) Si se agrega un catalizador

Solución.

a) Una disminución en la concentración del SO3(g), de acuerdo con Le

Chatelier, provocará que el equilibrio se desplace hacia la derecha para

reponer el SO3(g), ya que de esta forma se opone a la acción externa que

perturbó al equilibrio.


b) Como la reacción directa es exotérmica, la inversa es endotérmica, por lo

que un aumento en la temperatura del sistema, favorecerá la reacción

inversa.

d) La presencia de catalizadores sólo modifican velocidades de reacción, por

lo que no tienen efecto sobre el equilibrio químico.

EJEMPLO 10

Aplicando el principio de Le Chatelir, predecir hacia dónde se desplaza el

equilibrio con base en las causas indicadas.

NH4HS(g) H2S(g) + NH3(g) – calor

a) Aumentando la concentración de amoníaco.

b) Agregando un catalizador.

c) Variando la temperatura de 100ºC a 130ºF.

d) Modificando la presión de 1000 mm de Hg, a 2 atmósferas.

Solución.

a) Un aumento en la concentración de amoníaco (NH3), provocará que el

equilibrio se desplace hacia la izquierda, ya que de esta forma se opondrá al

aumento de amoníaco con una disminución del mismo por medio de la

reacción inversa.

b) La adición de un catalizador, no tiene efecto en el equilibrio.

c) Para responder a esta pregunta, hay que tener la temperatura en las

mismas unidades, por lo que 130º F, son:

ºF = 1.8 (ºC) + 32 despejando se tiene ºC = ºF-32 = 130-32 = 54.44ºC

1.8 1.8


Observa como al comparar las temperaturas, la condición del punto c) es una

disminución de la temperatura y cómo la reacción directa es endotérmica y

la inversa exotérmica, por lo que una disminución de la temperatura del

sistema, favorecerá la reacción inversa.

d) En este inciso, también habrá que convertir las presiones a unidades

homogéneas, de modo que, recordando que 1 atm = 760 mm de Hg, tenemos:

1000 mm de Hg [1 atm/760 mm de Hg] = 1.315 atm

Al comparar las presiones de acuerdo a la condición del problema, la presión

aumenta, por lo que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, pues es el

sentido del menor volumen.

EJEMPLO 11

Calcular el valor de la constante de equilibrio para el sistema:

PCl 3(g) + Cl2(g) PCl5(g)

Si en equilibrio las concentraciones son: PCl3(g) = 0.3 moles, PCl5(g) = 0.2

moles y de Cl2(g) = 0.5 moles, encontrándose el sistema en un recipiente de 5

litros.

Solución.

Puesto qye la concentración de las sustancias para la constante de equilibrio

es en [moles/litro] y este sistema está en un recipiente de 5 litros, habrá

que dividir cada concentración entre 5 y sustituir en la expresión de la

constante de equilibrio, como se indica a continuación:

Ke = [PCl5(g)] = [0.2/5] = 0.4 = 60666

[PCl3(g)] [Cl2(g)] [0.3/5] [0.5/5] (0.06)(0.1)

EJEMPLO 12


Si el sistema Fe+2(aq) + Cu+2

(aq) Fe+3(aq) + Cu+1

(aq) alcanzó el

equilibrio a 50ºC, calcular la concentración del ión férrico en equilibrio, si

las concentraciones de los demás iones fueron:

[Cu+2(aq)] = 1.3 X 10-7 M; [Fe+2

(aq)] = 0.00005 M; [Cu+1(aq)] = 2.4X10-7 M

Además de conocer que a esa temperatura, la constante de equilibrio es

igual a 8.4X10-7

Solución.

La expresión de la constante de equilibrio para la ecuación problema es:

Ke = [Fe+3(aq)] [Cu+1

(aq)]

[Fe+2(aq)] [Cu+2

(aq)]

despejando

[Fe+3(aq)] = (ke) [Fe+2

(aq)] [Cu+2(aq)] = (8.4X10-7)(5X10-5)(1.3X10-7)

[Cu+1(aq)] 2.4X10-7

[Fe+3(aq)] = 2.275X10-11 M

EJEMPLO 13

Considerar el sistema: H2(g) + S(s) H2S(g) + calor

Aplicando el principio de Le Chetelier, responder lo siguiente:

a) Para obtener mayor cantidad de ácido, ¿cómo debe variar la presión?

b) Para disminuir la cantidad de ácido producida, ¿cómo debe variar la

temperatura?


c) Si se elimina la mitad del ácido, ¿qué pasa con el equilibrio?

Solución.

a) Como la variación de la presión en el equilibrio sólo tiene efecto

significativo en los gases y como en este equilibrio el número de lomes de

los gases presentes en ambos lados de la ecuación es igual, la respuesta es

que no hay efecto para cualquier variación de la presión.

b) Observa que en la ecuación se indica que la reacción directa es

exotérmica, por lo que un aumento a la temperatura del sistema, disminuya

la formación del ácido.

c) El equilibrio se desplazará hacia la reacción directa (derecha) para

responer el ácido retirado.

EJMPLO 14

Para el siguiente sistema en equilibrio:

Fe3O4(s) + H2(g) 3FeO(s) + H2O(g)

Se determine que su constante de equilibrio tiene un valor de 3.7, y con las

siguientes concentraciones: [H2] = 0.35 M, [Fe3O4] = 0.085 M, [FeO] =

0.085 M. ¿Cuál es la concentración de H2O en estas condiciones?

Solución.

DATOS

[H2] = 0.35 M

[Fe3O4] = 0.085 M

[FeO] = 0.085 M

Keq= 3.7


Primero es recomendable determinar la expresión de la constante de

equilibrio para este sistema, teniendo presente que solo se toman en cuenta

las concentraciones de las sustancias gaseosas:

Ke = [H2O] de manera que despejando la concentración del agua

[H2]

La expresión será:

[H2O] = ke [H2]

Así que sustituyendo valores se tiene:

[H2O] = 3.7 [0.35] = 1.295M

EJEMPLO 15

En un recipiente de 12 L se lleva a cabo reacción representada por la

siguiente ecuación:

S(s) + O2(g) SO2(g)

De manera que a 200ºC alcanzo el equilibrio y se encontró nque había 5

moles de O2 y 3 moles de S, y que además el valor de la constante de

equilibrio a esta temperatura es de 1X10-4. Determina los moles de SO2

bajo estas condiciones.

Solución.

DATOS

[O2] = 5 moles T = 200ºC

[S] = 3 moles keq = 1 X 10-4


Primeramente es recomendable determinar la expresión de la constante de

equilibrio para este sistema, estableciéndose de acuerdo con la siguiente

ecuación:

Keq = [SO2(g)]

[O2(g)]

Sin embargo, en la expresión de la constante de equilibrio las

concentraciones de las sustancias están dadas en moles/litro, Por lo tanto,

será necesario dividir el número de moles del oxígeno entre el volumen del

recipiente obteniendo así la concentración molar:

[O2(g)] = 5 moles/12 moles = 0.417 mol/L

Despejando y sustituyendo se obtiene:

[SO2(g)] = ke [O2] = 1 X 10-4 (0.417 M) = 4.17 X 10-5 M

Como se piden las moles de bióxido de azufre en el equilibrio, el anterior

resultado se multiplica por el volumen del reactor, obteniéndose:

[SO2(g)] = 4.17 X 10-5 mol (12 L) = 5 X 10-4 moles

L

Documents

como átomos hay en 12 gramos de carbono-12 partículasquimicabiologia.weebly.com/uploads/5/8/7/2/58725871/guia_procesos... · como volumen molar normal de un gas. Este valor del